Blocchi s, p, d, f e configurazioni elettroniche

La tavola periodica non e disposta a caso: la sua forma a blocchi riflette direttamente l’ordine con cui gli elettroni riempiono gli orbitali. Imparare a leggere i blocchi s, p, d ed f significa saper scrivere la configurazione elettronica di qualunque elemento guardando semplicemente dove si trova, e da li dedurne la chimica.

Vediamo come si riempiono gli orbitali, come la tavola si divide in blocchi e perché la posizione di un elemento determina la sua configurazione e le sue proprietà.

L’ordine di riempimento

Gli elettroni occupano gli orbitali partendo da quelli a energia più bassa, secondo tre principi: il principio di aufbau (si riempiono prima i livelli più bassi), il principio di esclusione di Pauli (al massimo due elettroni per orbitale, con spin opposti) e la regola di Hund (gli orbitali di uno stesso sottolivello si occupano prima singolarmente). L’ordine di energia non segue il numero quantico principale in modo lineare: per effetto della penetrazione e della schermatura, il sottolivello 4s si riempie prima del 3d.

I quattro blocchi della tavola

La tavola periodica si divide in quattro regioni a seconda del sottolivello che si sta riempiendo nell’elettrone più esterno o ultimo aggiunto.

Dalla posizione alla configurazione

La forza del sistema a blocchi e che la posizione determina la configurazione. Il numero del periodo da il livello esterno; il blocco dice quale sottolivello si sta riempiendo; la colonna dice quanti elettroni ci sono in quel sottolivello. Così, senza memorizzare nulla, dal posto di un elemento si scrive direttamente la sua configurazione di valenza. Per il blocco d c’e lo sfasamento di un livello (il sottolivello e (n−1)d), per il blocco f di due (e (n−2)f): per questo i metalli di transizione e le terre rare aggiungono elettroni in gusci interni mentre gli elettroni più esterni restano gli stessi.

periodo → livello n  |  blocco → sottolivello  |  colonna → numero di elettroni

Perché i metalli di transizione si somigliano

Il fatto che nel blocco d gli elettroni si aggiungano a un guscio interno spiega un tratto caratteristico: lungo una serie di transizione le proprietà cambiano in modo graduale e gli elementi si somigliano molto, perché lo strato di valenza più esterno (ns) resta simile mentre cambia solo il guscio d sottostante. E il motivo della loro varieta di stati di ossidazione, dei colori dei complessi e del comportamento catalitico, temi sviluppati nel cluster di chimica di coordinazione.

Le eccezioni di riempimento

Alcuni elementi non seguono l’ordine ingenuo, perché i sottolivelli semipieni o pieni sono particolarmente stabili. Cromo e rame ne sono gli esempi classici: il cromo preferisce una configurazione con il 3d semipieno e un solo elettrone in 4s, il rame una con il 3d completo e un solo elettrone in 4s. Sono eccezioni che confermano la regola: la stabilita aggiuntiva di un sottolivello semipieno o completamente pieno e abbastanza grande da spostare un elettrone dal 4s al 3d.

Perché conta nella pratica

Saper leggere i blocchi della tavola significa dedurre la configurazione elettronica, e quindi la chimica, di qualunque elemento a colpo d’occhio: valenza, stati di ossidazione tipici, carattere metallico o non metallico, tendenza a formare complessi. E la mappa che collega la posizione di un elemento al suo comportamento, indispensabile per chi lavora con la sintesi, la catalisi, i materiali e l’analisi. Comprendere blocchi e configurazioni e il modo più rapido per orientarsi tra le migliaia di reazioni e composti possibili.

Domande frequenti

Che cosa sono i blocchi della tavola periodica?

Sono le quattro regioni s, p, d ed f in cui si divide la tavola a seconda del sottolivello che ospita l’ultimo elettrone aggiunto. Il blocco s comprende i gruppi 1 e 2, il blocco p i gruppi 13-18, il blocco d i metalli di transizione e il blocco f lantanidi e attinidi. La forma stessa della tavola riflette l’ordine di riempimento degli orbitali.

Perché il 4s si riempie prima del 3d?

Perché l’orbitale 4s e più penetrante: la sua densità di probabilità arriva più vicino al nucleo, quindi a quel punto della tavola ha energia leggermente più bassa del 3d. Per il principio di aufbau si riempie prima. Tuttavia, una volta formato lo ione, gli elettroni 4s vengono rimossi prima dei 3d, una sottigliezza che spiega gli stati di ossidazione dei metalli di transizione.

Come si ricava la configurazione dalla posizione di un elemento?

Il numero del periodo da il livello esterno, il blocco indica il sottolivello in riempimento e la colonna quanti elettroni contiene. Per il blocco d il sottolivello e (n−1)d, per il blocco f e (n−2)f. Combinando queste tre informazioni si scrive la configurazione di valenza di qualunque elemento direttamente, senza bisogno di memorizzarla.

Perché i metalli di transizione si somigliano tanto?

Perché lungo una serie di transizione gli elettroni si aggiungono a un guscio interno (n−1)d, mentre lo strato di valenza più esterno ns resta simile. Le proprietà cambiano quindi in modo graduale e gli elementi mostrano comportamenti vicini, con varieta di stati di ossidazione, complessi colorati e attività catalitica. E un tratto distintivo del blocco d.

Perché cromo e rame fanno eccezione?

Perché i sottolivelli d semipieno (cromo) e completamente pieno (rame) sono particolarmente stabili, abbastanza da attrarre un elettrone dal 4s. Così il cromo assume una configurazione con 3d semipieno e un solo elettrone 4s, e il rame una con 3d pieno e un solo elettrone 4s. Sono eccezioni che confermano la maggiore stabilita dei sottolivelli semipieni e pieni.